Constante de equilibrio. Disolución del KNO3

CONSTANTE DE EQUILIBRIO. DISOLUCIÓN DEL KNO 3.

I. OBJETIVO GENERAL Estudiar el equilibrio de una reacción de disolución para determinar las propiedades termodinámicas asociadas a ésta,

II. OBJETIVOS PARTICULARES PARTICULARES a) Determinar la solubilidad del KNO 3 a diferentes temperaturas b) Determinar la influencia de la temperatura sobre la solubilidad del KNO 3 y sobre la constante de equilibrio

c) Obtener la constante de producto de solubilidad del KNO 3 d) Obtener la constante de equilibrio de disolución del KNO 3 e) Obtener las propiedades termodinámicas G, H, YS para la reacción de disociación del KNO3

III. PROBLEMA Determinar el valor de la constante de equilibrio para la disolución del KNO 3 a temperatura ambiente. Calcular el valor de G, H y S a estas mismas condiciones.

KNO3 (s) +

H20

=

K+ (aq) + NO3- (aq)

A1. INTRODUCCIÓN. Se medirá la solubilidad del nitrato de potasio (concentración molar) para seis temperaturas entre entr e 40 Y 60°C. A partir de de estos est os datos se calculará la constante c onstante de equilibrio, G, H y S.

KNO3 (s) + H2O == K+ (aq) + NO3- (aq) La constante de equilibrio para esta reacción esta dado por la constante de producto de solubilidad, Kps. y se calcula a partir de la solubilidad (mol/L). K= Kps K= Kps = [K+][NO3-] = (s)(s) = s 2

(1)

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Conociendo la constante de equilibrio se puede calcular

G

de la reacción para

cada temperatura, G

= - R T ln K (2)

Se pueden relacionar el G, H y S mediante la ecuación de Gibbs-Helmholtz

G

= H - T S

(3)

Igualando 2 y 3 se obtiene, -R T ln K =

H

- T S

Recordando la ecuación de la recta y reacomodando términos

y =m x + b

ln K = - (H/R)(1/T )+

S/R

(4) Entonces si se hace una gráfica de ln K vs 1/T se obtiene una línea recta con pendiente igual a - H/R, calculando de esta forma

H.

El S se obtiene sustituyendo en la ecuación 3 los datos antes obtenidos.



H

- G)/ T

A2. PROPUESTA DEL DISEÑO EXPERIMENTAL EXPERIMENTAL 1. ¿Qué queremos hacer? Queremos estudiar el equilibrio en una reacción de disolución

2. ¿Cómo lo vamos a hacer? Determinando la influencia de la temperatura sobre la solubilidad del KNO 3 y sobre la constante de equilibrio

3. ¿Para qué lo vamos a hacer) , Para determinar las propiedades termodinámicas asociadas a la reacción.







A3. MATERIALES Y REACTIVOS Materiales

Reactivos

1 Probeta graduada de 50 mL. con base de plástico

4 g KNO3 (R.A.)

1Termómetro digital

Agua destilada

1 Bureta 1 Soporte 1 Baño maría ( Vaso de precipitados de 600 mL, tela de asbesto,

tripie

y

mechero

o

resistencia

eléctrica

de

calentamiento)

A4. METODOLOGÍA EMPLEADA. Después de haber realizado el experimento, describir detalladamente la metodología empleada. 1. Pesar 4g de Nitrato de Potasio y transferirlos a una probeta graduada de 50 mL (Se necesita una probeta graduada sin base)

2. Añadir con una bureta 1 mL de agua destilada y calentar la probeta a baño Maria hasta que se disuelva el Nitrato de Potasio.







3. Registrar el volumen de la disolución 4. Meter la probeta en agua fría, y anotar la temperatura en que aparecen los primeros cristales.

5. Agregar 1 mL de agua destilada y calentar en baño Maria hasta que se disuelva.

6. Enfriar lentamente y anotar la temperatura a la que aparecen los cristales.

7. Repetir el ciclo (5 y 6) añadiendo 1 mL de agua hasta que la temperatura de cristalización sea cercana a la temperatura ambiente.







A5. DATOS, CÁLCULOS Y RESULTADOS 1. Registrar los datos experimentales de temperatura y volumen en la tabla 1. Calcular el número de moles del KNO 3 (anotar en la tabla 1).

Tabla 1

Masa de KNO3 = 4 gramos

n KNO3 (mol)

vol. de agua agregado (mL)

vol. total de solución ( mL)

temperatura (ºC)

temperatura (K)

0.0396

3

5

69

342.15

0.0396

4

6

55.5

328.65

0.0396

5

7

45.8

318.95

0.0396

6

8

44.4

317.55

0.0396

7

9

34

307.15

0.0396

8

10

31.4

304.55

0.0396

9

11

26

299.15

0.0396

10

12

24.4

297.55

.

2. Algoritmo de cálculo a) Constante de equilibrio de la disolución de KNO 3.

[][]    

……….. Para esta reacción.

b) Relación de la constante de equilibrio de la disolución del KNO 3 con la energía de Gibbs.

   

c) Relación de la constante de equilibrio equilibrio con la entalpia y entropía de reacción.

     







[]  []    

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.

                                                     

b) Calcular la constante de equilibrio “K”.

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.

                               











1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.

                                                                

d) Calcular S a partir de los valores de G obtenidos para cada evento

                1.                  2.                                 3.                          4.        







Vol.

Temp.

1/T

Solubili

Total

(K)

(K-1)

dad

solució

“s”,

n (mL)

(mol/L)

K

Ln (K)





G (J/mol)

S (J/molK)

5

342.15

2.92x10⁻³

7.92

62.73

4.14

-11776.79

130.10

6

328.65

3.04x10⁻³

6.6

43.56

3.77

-10301.13

130.96

7

318.95

3.13x10⁻³

5.66

32.04

3.47

-9201.57

131.49

8

317.55

3.14x10⁻³

4.95

24.5

3.19

-8421.95

129.62

9

307.15

3.25x10⁻³

4.4

19.36

2.96

-7558.79

131.19

10

304.55

3.28x10⁻³

3.96

15.68

2.75

-6963.08

130.35

11

299.15

3.34x10⁻³

3.6

12.96

2.56

-6367.06

130.72

12

297.55

3.36x10⁻³

3.3

10.89

2.39

-5912.45

129.89

  

A6. ELABORACIÓN DE GRAFICOS G RAFICOS Grafica 1. Ln (K) vs 1/T. 1/T. Obtención del H para KNO 3

Ln K vs (1/T) 4.5 4 3.5 3

y = -3937.7x + 15.686 R² = 0.9826







A7. ANALISIS DE RESULTADOS 1. Calcular la pendiente y el coeficiente de correlación. ¿Qué ¿Qué representa está pendiente? ¿Qué unidades tiene? Anotar los resultados obtenidos. r 2 =0.9826

m = -3937.7 K

La pendiente es igual a –H/R, por lo que si sustituimos el valor de R= 8.314 J/molK, tendremos el valor del H.

    (   )     

Se puede considerar que el

H

2.

es constante en un intervalo de temperaturas.

H

obtenido experimentalmente con el teórico calculado a

25°C calculado en el cuestionario previo. H teórico

= 35,100 J/mol

H experimental

= 32738.04 J/mol

% error = 6.73

3. Calcular

i.



G

y H obtenidos para cada evento:

(  )                           







v. vi. vii. viii.

                                                            

4. A partir de los resultados obtenidos para el

G, H

y

siguientes preguntas: a) ¿Es el proceso de disolver KNO 3 en agua espontáneo a todas las temperaturas estudiadas? G

< 0, por lo tanto es un proceso espontáneo.

b) ¿Es una reacción que libera energía o que requiere energía? H

>0, por lo tanto requiere energía para disolverse.



consistente con el cambio de desorden esperado para esta

reacción? Si, S > O, y es lo que se esperaba, ya que el grado de desorden de los productos (dos







A8. CONCLUSIONES. Al diluir la disolución, disminuye la temperatura a la que cristaliza el sólido, es decir ln K es inversamente proporcional a la temperatura. Entonces, si se aumenta la temperatura, la K será mayor, lo cual significa que habrá más productos (iones) presentes que reactivos (sólido). Esto significa que la solubilidad de la sustancia será mayor conforme aumente la temperatura. Gracias a los resultados obtenidos en los experimentos podemos ver que las concentraciones del soluto dependen en gran medida de la cantidad de solvente ya que a mayor cantidad de solvente menor será la temperatura de disolución del soluto. Estas características característi cas nos ayudan a determinan los diferentes puntos de equilibrios que existen entre el estado Líquido y solido. También podemos decir que la constante de solubilidad depende en gran medida de la cantidad de disolvente que una sustancia contenga ya que los resultados nos demuestran que la cantidad de soluto nunca fue modificada y a medida en que el volumen de solvente aumento la constante de equilibrio fue menor.









A10. BIBLIOGRAFÍA. 

Silberman, Robert. Solubility and Thermodynamics: An Introductory Experiment , Experiment , Journal of Chemical Education, Vol. 73, 5, 426-427, 1996.

  

Castellan, G. W., Fisicoquímica 2ª Edición, USA, Addison-Wesley Iberoamericana, 1987. Levine I. M., Fisicoquímica, Mc Graw Hill, quinta edición, tomo I, 200, México, 2000. Laidler, Keith James Meiser, John H.; tr. María Teresa Aguilar Ortega. Fisicoquímica . México: CECSA, 1997. ,

Constante de equilibrio. Disolución del KNO3

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